ESTEQUIOMETRÍA
DE LAS REACCIONES
QUÍMICAS
E
n la UNIDAD 1 se manejó el concepto de reacción química ligado a la transformación de unas sustancias en otras, jus-tificando el hecho por la reordenación de los átomos. En el primer epígrafe de esta unidad se repasa el concepto de reacción química, así como la forma de representarlas (ecuaciones quími-cas) y las técnicas de ajuste de las ecuaciones químicas.En el epígrafe 2 se tratan en profundidad los cambios materiales, estudiando por separado los diversos casos que se pueden pre-sentar: reactivo limitante, reactivos impuros, reactivos en disolu-ción y rendimiento de una reacdisolu-ción.
El dominio por parte del alumnado de todos los cálculos estequio-métricos relacionados con las reacciones químicas (determinación de cantidades que reaccionan y/o que se forman) resulta esencial para comprender los estudios posteriores de química. Es conve-niente seleccionar el número de ejercicios y problemas para evitar la memorización en su resolución.
Por último, el epígrafe 3 intenta dar una visión somera de los principales tipos de reacciones químicas, atendiendo al tipo de transformación que tiene lugar (combinación, descomposición, sustitución, etc.) y al tipo de partícula transferida (reacciones áci-do-base y reacciones de óxido-reducción).
Objetivos
1. Comprender el significado de las ecuaciones químicas, como expresión de las reacciones, en su aspecto estequiométrico.
2. Saber ajustar ecuaciones químicas, haciendo figurar en ellas, de modo correcto, las fórmulas de las sustancias.
3. Aplicar un método sistemático, basado en el concepto de mol, para resolver problemas de cálculos estequiométricos.
4. Clasificar las reacciones químicas en función de la transforma-ción ocurrida y de la partícula transferida.
5. Reconocer las reacciones de combustión como un caso espe-cial de reacciones de óxido-reducción.
Relación de la unidad con las competencias
clave
Los dos proyectos de investigación que se incluyen en la unidad van a servir para desarrollar la competencia lingüística (en su as-pecto gramatical y ortográfico), la competencia digital, la bási-ca en ciencia y tecnología y el sentido de iniciativa y espíritu emprendedor.
El alumnado puede conseguir la competencia matemática y la básica en ciencia y tecnología trabajando y resolviendo las múl-tiples actividades y tareas propuestas a lo largo de la unidad así como aprehendiendo la información que contienen los distintos epígrafes.
La inclusión de diez ejercicios resueltos (cuatro en el texto principal y seis en la sección Estrategias de resolución), la realización de la práctica de laboratorio propuesta en la sección Técnicas de trabajo y experimentación, así como los ejercicios de la sección Evaluación
del final de la unidad, van a servir para que el estudiante vaya examinando la adecuación de sus acciones y la aproximación a la meta, que no es otra que ser capaz de adquirir y asimilar nuevos conocimientos y llegar a dominar capacidades y destrezas pro-pias del ámbito de las ciencias (aplicables, no obstante, a otros ámbitos). De esta forma desarrollará la competencia aprender a aprender.
La sección Química, tecnología y sociedad, al describir las dos ca-ras de la química (a través de la obra del químico alemán Fritz Haber), proporciona al alumno un conocimiento y actitud sobre la sociedad (en su concepción dinámica, cambiante y compleja), con los que podrá interpretar fenómenos y problemas, elaborar respuestas y tomar decisiones, así como interactuar con otras per-sonas y grupos conforme a normas basadas en el respeto mutuo; en definitiva trabajar las competencias social y cívica y concien-cia y expresiones culturales.
Temporalización
Se aconseja dedicar seis sesiones al estudio de la unidad.
5
Estequiometría de las reacciones químicasP R O G R A M A C I Ó N D I D Á C T I C A D E L A U N I D A D
Contenidos Criterios de evaluación Estándares de aprendizaje Relación de actividades del LA Competencias clave
Reacciones y ecuaciones químicas.
❚
❚Reacción química ❚
❚Ecuación química ❚
❚Ajuste de ecuaciones químicas
1. Formular y nombrar correctamente las sustancias que intervienen en una reacción química dada.
2. Ajustar correctamente las ecuaciones químicas.
1.1. Escribir y ajustar ecuaciones químicas sencillas de distinto tipo: neutralización, oxidación, síntesis, etc.
2.1. Ajustar ecuaciones químicas sencillas de distinto tipo:
neutralización, oxidación, síntesis, etc.
A: 1-4, 16-18 ER: 6 AT: 1-4
CMCCT CCL
Estequiometría. ❚
❚Diferentes lecturas de las ecuaciones químicas ❚
❚Sistematización de los cálculos
❚
❚Reactivo limitante ❚
❚Reactivos impuros ❚
❚Reactivos en disolución ❚
❚Rendimiento de una reacción
3. Interpretar las reacciones químicas y resolver problemas en los que intervengan reactivos limitantes, reactivos impuros y cuyo rendimiento no sea completo.
3.1. Interpretar una ecuación química en términos de cantidad de materia, masa, número de partículas o volumen para realizar cálculos estequiométricos en la misma.
A: 5,6 ER: 1-5 AT: 5-9
CMCCT
3.2. Realizar cálculos
estequiométricos, aplicando la ley de conservación de la masa, a distintas reacciones en las que intervengan compuestos en estado sólido, líquido o gaseoso, o en disolución en presencia de un reactivo limitante o un reactivo impuro.
A: 7-12 ER: 1-5 AT: 10-31
3.3. Considerar el rendimiento de una reacción en la realización de cálculos estequiométricos.
A: 13-15 ER: 5 AT: 10, 32-35
Tipos de reacciones químicas.
❚
❚En función de la transformación que tiene lugar
❚
❚En función de la partícula transferida
4. Clasificar las reacciones químicas en función de la transformación ocurrida y de la partícula transferida.
4.1. Distinguir reacciones de combinación, descomposición, sustitución, ácido-base y redox.
A: 15-17 ER: 6 AT: 36-38
CMCCT
LA: libro del alumno; A: actividades; ER: estrategias de resolución; AT: actividades y tareas;
PA
RA
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MAPA DE CONTENIDOS DE LA UNIDAD
Enlaces web: 1. Ajuste de ecuaciones químicas.
Vídeos: 1. Ajuste por tanteo; 2. Ajuste por el método algebraico.
Práctica de laboratorio: Los iones existen
Enlace web: 1. Estequiometría
Vídeos: 1. Lectura de ecuaciones químicas; 2. Reactivo limitante; 3. Riqueza o % en masa; 4. Reactivos en disolución; 5. Rendimiento de una reacción
Animación: 1. Cálculos estequiométricos
Práctica de laboratorio:
1. Fórmulas y modelos moleculares; 2. Estequiometría de una reacción
Enlace web: 1. Reacciones ácido-base: indicadores; 2. Reacciones redox
Vídeos: 1. Clasificación de las reacciones químicas; 2. Reacción de neutralización
Animación: Reacción química de descomposición
Práctica de laboratorio: 1. Grupos polares y no polares; 2. Propiedades de sustancias con diferentes tipos de enlaces
1. Reacciones y ecuaciones químicas
1.1. Reacción química 1.2. Ecuación química
1.3. Ajuste de ecuaciones químicas
2. Estequiometría
2.1. Diferentes lecturas de las ecuaciones químicas
2.2. Sistematización de los cálculos 2.3. Reactivo limitante
2.4. Reactivos impuros 2.5. Reactivos en disolución 2.6. Rendimiento de una reacción
3. Tipos de reacciones químicas
3.1. En función de la transformación que tiene lugar
3.2. En función de la partícula transferida
Unidad 5: Estequiometría de las reacciones químicas
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BIBLIOGRAFÍA
LÓPEZ PICAZO, S.
Química para la prueba de acceso a la Universidad para mayores de 25 años: Cultiva libros, 2009
Otra forma de enfocar un libro de química: facilitar al alumno exclu-sivamente los conocimientos necesarios para superar la prueba de acceso, sin perderse en otros aspectos.
FERNÁNDEZ, M. R. y FIDALGO, J. A. Química general: Everest, 1992. León
Un libro muy completo de química general, válido para Bachillerato, así como los primeros cursos universitarios.
FIDALGO SÁNCHEZ, J. A.
3 000 cuestiones y problemas de física y química: Everest, 1996. León. Una amplia colección de cuestiones y problemas, explicados y resuel-tos, presentados en orden de dificultad creciente.
GALLEGO PICÓ, A. et al.
Química Básica: Universidad Nacional de Educación a Distancia. Ma-drid, 2013
Libro asequible para estudiantes que se inician en la Química.
GARCÍA QUISMONDO, J.
Experimentos de química: Akal, 1990. Madrid
Un pequeño manual de prácticas de química muy bien explicadas.
SANTOS BEADE, E.
Estequiometria de las reacciones químicas: Ejercicios resueltos: Bubok, 2008
Una amplia colección de ejercicios de estequiometría.
CABALLERO HURTADO, A.
Cómo resolver problemas de estequiometría: Filarias, 2004
Explicaciones sencillas y útiles sobre cómo resolver problemas de es-tequiometría.
O´CONNOR, P. R et al.
Química, manual para profesores: Reverté, 1972. Barcelona
Corresponde al proyecto inglés Química básica Nuffield para alumnos y alumnas de catorce a dieciséis años. Utiliza algunos términos que ya están obsoletos, pero el texto sigue teniendo un gran valor formativo.
ROSENBERG, J.L.
Teoría y 611 problemas resueltos de química general: McGraw-Hill, 1989 (Serie Shaum). Madrid
Buena colección de cuestiones y problemas de química.
WHITTEN, K. W., GAILEY, K.D. y DAVIS, R. E. Química general: McGraw-Hill, 1996. Madrid
Se trata de un buen texto de consulta con desarrollos claros y abun-dantes datos y tablas. Óptimo para alumnos y alumnas de los primeros cursos universitarios pero accesibles al alumnado de Bachillerato. Vídeo: Tipos de
reacciones químicas.
Presentación
Presentación: Ajuste de ecuaciones químicas
Documento: 1. La naturaleza del enlace químico; 2. Tipos de enlace y propiedades
Presentación: Métodos de cálculos estequiométricos
Documento: 1. Ingeniería cristalina; 2. Los enlaces de hidrógeno en la estructura del ADN
Actividades de ampliación: Teoría sobre la disociación electrolítica
Documento: Sherlock Holmes y la tecnología del ADN
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Química, tecnología y sociedad
Fritz Haber: las dos caras de la química
Técnicas de trabajo y experimentación
Lluvia de oro
Estrategias de resolución y
actividades y tareas Síntesis de la unidad y Autoevaluación
Práctica de laboratorio:
Electrolisis
Documento: Biografía de Svante August Arrhenius
Práctica de laboratorio: Una reacción catalizada
Estequiometría de las reacciones químicas
Test de autoevalución interactiva
Pruebas de evaluación
WEBGRAFÍA Reacciones químicas
http://educaccion.tv/archivos/2046
Vídeo breve de Canal Sur Tv que presenta dos reacciones químicas sencillas.
http://www.educaplus.org/play-69-Ajuste-de-reacciones.html Aplicación para ajustar ecuaciones químicas. Se puede acceder a otros contenidos de química.
Estequiometría
http://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/esteq.html
Recurso muy completo de la Universidad de Valladolid con contenidos teóricos y pruebas de evaluación sobre diversos aspectos de estequio-metría.
Reacciones redox
http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/oxido_reduccion.htm Descripción teórica sobre los procesos de oxidación-reducción acom-pañada de algunas cuestiones.
Simulador sobre indicadores ácido-base
http://aulaenred.ibercaja.es/apartado/contenidos-didacticos/
5
Estequiometría de las reacciones químicasESTEQUIOMETRÍA DE LAS REACCIONES
QUÍMICAS
A modo resumen se introduce la unidad con un texto que puede ser comentado en clase.
Sería interesante proponer a los alumnos que visualicen el vídeo introductorio sobre cuyo objetivo sería comprobar qué recuerdan los alumnos.
Vídeo: TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS
Vídeo de 12 min. de una serie clásica norteamericana, que mues-tra prácticas de laboratorio y modelos para describir los distintos tipos de reacciones químicas.
PRESENTACIÓN
Presentación en forma de diapositivas de recorrido de la unidad. El profesor la puede utilizar tanto al principio como al final de la unidad.
En el apartado Conocimientos previos sería importante preguntar a los alumnos si los recuerdan y que hagan las actividades pro-puestas en Comprueba lo que sabes, para así saber los conoci-mientos de partida.
1.
Reacciones y ecuaciones químicas
(páginas 107/108)
En este epígrafe el profesor deberá recordar a sus alumnos la di-ferencia entre mezcla y reacción química ya que existe bastante confusión al respecto así como la que existe entre reacción y ecua-ción química.
1.1.
Reacción química
Se explicará que una reacción química no es una simple mezcla, sino un proceso de cambio: unas sustancias de partida (reacti-vos) se transforman en otras nuevas (productos). Se preguntará al alumnado que indiquen ejemplos de reacciones químicas en el hogar, en la calle y en el laboratorio.
1.2.
Ecuación química
La ecuación química es la forma de plasmar (en el papel o en la pizarra) una reacción química. Hay que tranquilizarles al respecto de utilizar indistintamente ambos conceptos ya que se demuestra que no es grave el equívoco.
1.3.
Ajuste de ecuaciones químicas
En este epígrafe haremos hincapié en que es la ley de conserva-ción de la masa la que obliga a ajustar las ecuaciones químicas y que el método más rápido es el de tanteo; no obstante, siempre se podrá explicar el método algebraico (que no falla nunca aun-que es muy lento). La resolución de las actividades 1, 2, 3 y 4 puede servir para ejercitar el ajuste de ecuaciones químicas.
Enlace web: AJUSTE DE ECUACIONES QUÍMICAS
Página web interactiva para el ajuste de ecuaciones químicas don-de se va aumentando, progresivamente, la dificultad.
Vídeo: AJUSTE POR TANTEO
Tutorial en español que muestra el ajuste de ecuaciones químicas por el método de tanteo y que permite enlazar con otros videos que muestran el ajuste de ecuaciones químicas por otros métodos como por ejemplo el método algebraico.
Vídeo: AJUSTE POR EL MÉTODO ALGEBRAICO
Tutorial en españolque muestra el ajuste de ecuaciones químicas por el método algebraico.
Presentación:
AJUSTE DE ECUACIONES QUÍMICAS
Documento:
LA NATURALEZA DEL ENLACE QUÍMICO TIPOS DE ENLACE Y PROPIEDADES
2.
Estequiometría (páginas 109/111)
Se les debe recordar a los alumnos (ya lo han estudiado en la ESO) el significado del término estequiometría.
En este epígrafe es necesario realizar un número conveniente de ejercicios y problemas numéricos en los que se contemplen todas las relaciones cuantitativas que se pueden deducir de una ecuación química: situaciones en las que aparezcan la masa, el volumen en gases y las concentraciones en disoluciones, solo así se podrá abordar con éxito la mayor parte de los contenidos de la química que se estudia en este curso y en el próximo.
Enlace web: ESTEQUIOMETRÍA
Tutorial y ejercicios sobre estequiometría.
2.1.
Diferentes lecturas de las ecuaciones
químicas
Hay que enseñar al alumnado a interpretar cuantitativamente una ecuación química, explicando las distintas formas de «leerla»: en moléculas, en moles, en masa y en volumen (si la sustancia es gaseosa).
Vídeo: LECTURA DE ECUACIONES QUÍMICAS
Vídeo en español que muestra, experimentalmente, el significado de una ecuación química.
Presentación:
MÉTODOS DE CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
Actividades de refuerzo:
PROBLEMAS DE ESTEQUIOMETRÍA
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Estequiometría de las reacciones químicas2.2.
Sistematización de los cálculos
Resulta muy útil señalar los pasos a seguir (están explicados en el libro del alumno) para realizar cálculos estequiométricos sencillos, del tipo «dato» y «problema». Si el profesor lo considera conve-niente, puede sugerir a sus alumnos que los cálculos los hagan siempre en moles, convirtiendo los gramos, el volumen de gas o el volumen de disolución de concentración conocida en moles.
Animación: CALCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
Animación con ajuste y cálculos estequiométricos en reacciones de combustión de diferentes gases.
2.3.
Reactivo limitante
Posteriormente debemos indicar que, de acuerdo con la ley de las proporciones definidas, el primer paso para resolver un problema de estequiometria es encontrar el reactivo limitante, es decir, el re-activo que limita la cantidad de producto que se va a obtener (hay que advertir que no siempre es el que está en menor cantidad). La proporción estequiométrica deberá realizarse con él y no con el reactivo que esté en exceso.
Conocidas las cantidades en gramos de dos reactivos, la forma más sencilla de hallar el reactivo limitante es convertir los gramos a moles y, posteriormente, comparar esos moles con los estequio-métricos.
Vídeo: REACTIVO LIMITANTE
Vídeo en español que muestra cómo llevar a cabo un ejercicio de estequiometría en el que debemos encontrar el reactivo limitante.
2.4.
Reactivos impuros
Es un hecho muy frecuente que los reactivos utilizados sean im-puros. Una simple operación de tanto por ciento nos permitirá obtener la cantidad de sustancia pura que contienen.
Vídeo: RIQUEZA O TANTO POR CIENTO EN MASA
Vídeo en español que muestra cómo llevar a cabo un ejercicio de estequiometría con reactivos impuros.
2.5.
Reactivos en disolución
Si el reactivo está en disolución y de la misma se conoce el volu-men y la concentración, se puede calcular fácilvolu-mente el número de moles de dicho reactivo (n=MV), una vez calculado, con él (siempre que sea el reactivo limitante) se harán los cálculos.
Vídeo: REACTIVOS EN DISOLUCIÓN
Vídeo en español que muestra cómo llevar a cabo un ejercicio de estequiometría con reactivos en disolución.
Documento:
INGENIERÍA CRISTALINA
LOS ENLACES DE HIDRÓGENO EN LA ESTRUCTURA DEL ADN
2.6.
Rendimiento de una reacción
Variadas son las causas por las que al llevar a cabo una reacción química se obtiene menor cantidad de producto de lo que teó-ricamente cabría esperar: reacciones colaterales, reacciones
se-cundarias, pérdidas de producto, la reacción es muy lenta y la detenemos antes de que finalice del todo, etc. La realización del
Investiga servirá al alumno para entender cuáles son estas causas.
Vídeo: RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN
Vídeo en español que muestra cómo llevar a cabo un ejercicio de estequiometría en el que el rendimiento de la reacción no es del 100 %.
3.
Tipos de reacciones químicas
(páginas 112/113)
Se comenzará este epígrafe exponiendo que, debido a la multi-tud de reacciones químicas existentes, es conveniente clasificar-las, siendo posible establecer diferentes clasificaciones en función de diversos criterios elegidos, por ejemplo, atendiendo al tipo de transformación, al tipo de partícula transferida, etc. incluso, una misma reacción puede pertenecer a más de un tipo dentro de una misma clasificación.
Vídeo: CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
Vídeo en español que muestra los principales tipos de reacciones químicas.
3.1.
En función de la transformación
que tiene lugar
Esta clasificación puede que la conozca el alumno de cursos ante-riores. Es importante, después de definir el tipo de reacción, pedir al alumno que de un ejemplo.
Conviene aclarar que no todas las reacciones de combinación son de formación, tan solo aquellas en las que se forma un mol de compuesto a partir de sus elementos en estado natural.
3.2.
En función de la partícula transferida
Este epígrafe se ocupa, brevemente, de las reacciones de rencia de protones (ácido y base) y de las reacciones de transfe-rencia de electrones (oxidación y reducción), de esta forma se irá preparando el terreno para abordar la química del próximo curso. Al final del epígrafe se estudia un caso especial de reacción de oxidación-reducción: la combustión, donde además de poder aplicar las relaciones entre masas y volúmenes en gases, se puede abordar la utilidad energética de la misma (de gran trascendencia en la evolución del ser humano). El análisis de la gran cantidad de combustiones que se producen en la vida cotidiana permitirá reflexionar sobre la enorme cantidad de gases que diariamente se vierten a la atmósfera, con las consecuencias que esto tiene sobre el medio ambiente, especialmente el aumento del efecto inverna-dero provocado por el CO2.
Enlace web: REACCIONES ACIDO-BASE: INDICADORES
Aplicación interactiva sobre los indicadores en reacciones acido-base.
Enlace web: REACCIONES REDOX
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Estequiometría de las reacciones químicasComprueba lo que sabes
1. ¿Qué es una reacción química? ¿Cómo se produce? Es aquel proceso por el que unas sustancias (reactivos) se transforman en otras nuevas (productos) mediante rupturas y formaciones de enlaces. Se produce por los choques efica-ces de las moléculas reactivas.
2. Ajusta la siguiente ecuación química: C + O2→ CO 2 C + O2→ 2 CO
3. Calcula el volumen de CO2, medido en condiciones nor-males, que se formará al quemar 2 mol de metano se-gún la ecuación química:
CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (g) Establecemos la siguiente proporción:
1 mol de CH4 22,4 L de CO2 =
2 mol de CH4
x L de CO2 ; x =44,8 L de CO2
Actividades
1 Escribe la ecuación química que representa el siguien-te proceso: el cinc sólido reacciona con una disolución acuosa de ácido sulfúrico para originar sulfato de cinc (que queda en la disolución) y dihidrógeno gaseoso.
Zn (s) + H2SO4 (aq) → ZnSO4 (aq) + H2 (g)
2 A una disolución acuosa de cloruro de sodio se le aña-de otra aña-de nitrato aña-de plata, resultando un precipitado blanco de cloruro de plata. Escribe la ecuación química que representa la reacción que ha tenido lugar.
NaCl (aq) + AgNO3 (aq) → AgCl (s) + NaNO3 (aq)
3 ¿Están ajustadas estas ecuaciones químicas? Ajústalas si no lo están.
a) CH4+ O2→ CO2+ H2O
b) NH3+ O2→ NO + H2O
c) Al(NO3)3+ Na2S → Al2S3+ NaNO3
d) Mg3N2+ H2O → Mg(OH)2+ NH3
e) KNO3→ O2+ KNO2
f) 2 FeS + 7 O2→ Fe2O3+ 2 SO2
g) CaCO3+ 2 HCl → CaCl2+ CO2+ H2O
h) Na2CO3+ Ca(OH)2→ NaOH + CaCO3
a) CH4+ 2 O2→ CO2+ 2 H2O
b) 2 NH3+ 5/2 O2→ 2 NO + 3 H2O
c) 2 Al (NO3)3+ 3 Na2S → Al2S3+ 6 NaNO3
d) Mg3N2+ 6 H2O → 3 Mg (OH)2+ 2 NH3
e) 2 KNO3→ O2+ 2 KNO2
f) 2 FeS + 7/2 O2→ Fe2O3+ 2 SO2
g) Está ajustada.
h) Na2CO3+ Ca (OH)2→ 2 NaOH + CaCO3
4 Ajusta por el método algebraico estas ecuaciones:
a) Fe2O3+ CO → Fe + CO2
b) Al + Cr2O3→ Al2O3+ Cr
a) a Fe2O3+ b CO → c Fe + d CO2 Fe: 2a = c
O: 3a + b = 2d C: b = d
Suponemos a = 1; entonces: c = 2; También: 3 + d = 2d; d = 1, y por tanto: b = 1
Fe2O3+ CO → 2 Fe + CO2
b) a Al + b Cr2O3→ c Al2O3+ d Cr Al: a = 2c Cr: 2b = d O: 3b = 3c
Suponemos a = 2; entonces: c = 1; b = 1 y: d = 2 2 Al + Cr2O3→ Al2O3+ 2 Cr
5 Lee de todas las formas posibles las siguientes reacciones:
a) F2 (g) + H2 (g) → 2 HF (g)
b) 2 SO2 (g) + O2 (g) → 2 SO3 (g)
a) 1 mol de diflúor gaseoso reacciona con 1 mol de dihidrógeno gaseoso para dar 2 mol de fluoruro de hidrógeno gaseoso; 38 g de diflúor gaseoso reacciona con 2 g de dihidrógeno ga-seoso para dar 40 g de fluoruro de hidrógeno gaga-seoso; 22,4 L de diflúor gaseoso reacciona con 22,4 L de dihidrógeno gaseoso para dar 44,8 L de fluoruro de hidrógeno gaseoso.
b) 2 mol de óxido de azufre(IV) gaseoso reaccionan con 1 mol de oxígeno gaseoso para dar 2 mol de óxido de azufre(VI) gaseoso; 128 g de óxido de azufre(IV) gaseoso reaccionan con 32 g de oxígeno gaseoso para dar 160 g de óxido de azufre(VI) gaseoso; 44,8 L de óxido de azufre(IV) gaseoso reaccionan con 22,4 L de oxígeno gaseoso para dar 44,8 L de óxido de azufre(VI) gaseoso.
Todo ello si las condiciones son normales.
SOLUCIONES DE LAS ACTIVIDADES
(páginas 106/113)
Vídeo: REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓNAnimación:
REACCIÓN QUÍMICA DE DESCOMPOSICIÓN
Documento:
SHERLOCK HOLMES Y LA TECNOLOGÍA DEL ADN
Actividades de ampliación:
TEORÍA SOBRE LA DISOCIACIÓN ELECTROLÍTICA
Práctica de laboratorio:
GRUPOS POLARES Y NO POLARES PROPIEDADES DE SUSTANCIAS CON DIFERENTES
5
Estequiometría de las reacciones químicas6 Se hacen arder, en atmósfera de oxígeno, 30 g de etano (C2H6). Calcula:
a) El volumen necesario de oxígeno en CN.
b) El volumen necesario de oxígeno a p = 1,5 atm y
T = 60 °C.
c) El volumen de CO2 que se ha obtenido en CN. La ecuación que describe el proceso es:
2 C2H6+ 7 O2→ 4 CO2+ 6 H2O
a) Calculamos la masa molar del etano: 30 g/mol.
2⋅30 g de C2H6 7 mol de O2 =
30 g de C2H6
x mol de O2 ; x =3,5 mol de O2
Aplicando la ecuación de los gases ideales y sustituyendo:
V = nRT p =
3,5 mol⋅0,082 atm L mol K⋅273K
1 atm =78,4 L
b) Aplicando la ecuación de los gases ideales y sustituyendo:
V'= nRT' p' =
3,5 mol⋅0,082 atm L mol K⋅333K
1,5 atm =63,7 L
c) Establecemos la siguiente proporción:
2⋅30 g de C2H6 4 mol de CO2 =
30 g de C2H6
y mol de CO2;y =2 mol de CO2
Aplicando la ecuación de los gases ideales y sustituyendo:
V‘‘= n‘RT
p =
2 mol⋅0,082 atm L mol K⋅273K
1 atm =44,8 L 7 Se hacen reaccionar, a altas temperaturas, 6,4 g de
azu-fre con 6,5 g de hierro, y se obtiene sulfuro de hierro(II).
a) ¿Cuál es el reactivo limitante?
b) ¿Qué cantidad de producto se ha formado?
c) ¿Qué cantidad de reactivo en exceso ha quedado al final de la reacción?
La ecuación que describe el proceso es: S + Fe → FeS
a) Relación, en masa, en la que reaccionan el S y el Fe:
32,1 g de S
55,8 g de Fe =0,58
Entonces, para que reaccionen en su totalidad los 6,4 g de azufre sería necesario una cantidad de hierro de:
6,4 g
x =0,58 ; x = 6,4 g
0,58 =11,0 g de hierro
Cantidad superior a la que disponemos. Por tanto, el reac-tivo limitante es el hierro y quien está en exceso es el S.
b) Establecemos la siguiente proporción:
32,1 g de S 55,8 g de Fe =
x g de S 6,5 g de Fe ; x =3,7 g de S reaccionó
La cantidad de producto formado es:
3,7 g de S + 6,5 g de Fe = 10,2 g de FeS
c) 6,4 g − 3,7 g = 2,7 g de S sobrante.
8 Se introducen 13,5 g de Al en 500 mL de una disolución
1,7 M de H2SO4. Sabiendo que uno de los productos es dihidrógeno gaseoso, calcula:
La cantidad de H2SO4 que queda sin reaccionar. El volumen de gas obtenido a 27 °C y 2 atm. La ecuación que describe el proceso es:
2 Al + 3 H2SO4→ Al2(SO4)3+ 3 H2
a) Averiguamos cuál es el reactivo limitante:
Sabemos que 54 g de Al reaccionan con 294 g de H2SO4; entonces, 13,5 g de Al reaccionarán con 73,5 g de H2SO4. Veamos cuántos gramos de H2SO4 contiene la disolución:
m = MV ⋅ masa molar
m= 1,7 mol/L 0,5 L ⋅ 98 g/mol = 83,3 g de H2SO4 Como esta cantidad supera los 73,5 g, el H2SO4 está en
exceso en 9,8 g y, por tanto, el reactivo limitante es el Al.
b) Con el aluminio establecemos la siguiente proporción:
54 g de Al 3 mol de H2
=13,5 g de Al x mol de H2 x = 0,75 mol de H2 gaseoso Aplicamos la ecuación de los gases ideales:
V = nRT p
V =
0,75 mol⋅0,082 atm L mol K⋅300 K
2 atm =9,23 L
9 El carbonato de calcio (CaCO
3) de las rocas calizas se
descompone, al ser calentado, en óxido de calcio (CaO) y dióxido de carbono (CO2). Calcula:
a) La cantidad de CaO que se puede obtener a partir de la descomposición de 1 kg de roca caliza que contie-ne un 70 % de CaCO3.
b) El volumen de CO2 obtenido a 17 °C y 740 mmHg de presión.
La ecuación que describe el proceso es: CaCO3→ CaO + CO2
a) En 1 kg de piedra caliza hay 1⋅70
100 =0,7 kg de CaCO3.
Establecemos la siguiente proporción:
0,100 kg de CaCO3
0,056 kg de CaO =
0,7 kg de CaCO3
x kg de CaO
5
Estequiometría de las reacciones químicasb) Establecemos la siguiente proporción:
100 g de CaCO3
1 mol de CO2
=700 g de CaCO3
x mol de CO2 x =7 mol de CO2
Aplicamos la ecuación de los gases ideales:
V = nRT
p =
7 mol⋅0,082 atm L
mol K⋅290K
740 760
=171 L
10 Se desea obtener 45 g de cloruro de cinc haciendo
re-accionar un exceso de sulfuro de cinc con la cantidad suficiente de ácido clorhídrico:
a) ¿Qué cantidad de ácido clorhídrico del 30 % se con-sumirá?
b) ¿Qué volumen de sulfuro de dihidrógeno obtendre-mos, en condiciones normales?
La ecuación química que representa el proceso es: ZnS + 2 HCl → ZnCl2+ H2S
a) ZnS + 2 HCl → ZnCl2+ H2S
(2 mol) → (1 mol)
73 g → 136,4 g
x g → 45 g
Establecemos la siguiente relación:
73 g de HCl x g de HCl =
136,4 g de ZnCl2 45 g de ZnCl2 x= 24,1 g de HCl puro
La cantidad necesaria de HCl del 30 % será superior a 24,1 g. Se calcula así:
24,1 g puros⋅100 g del 30%
30 g puros =
=80,3 g de HCl del 30%
b) ZnS + 2 HCl → ZnCl2+ H2S
136,4 g 22,4 L (en CN)
45 g x L (en CN)
Establecemos la siguiente relación:
136,4 g de ZnCl2 45 g de ZnCl2 =
22,4 L de H2S x L de H2S x= 7,4 L de H2S
11 Al calentar 13,5 g de NH
4HCO3 impuro se obtienen,
ade-más de NH3 y H2O, 3,4 L de CO2 medido en CN. Halla la pureza del NH4HCO3.
La ecuación química que representa el proceso es: NH4HCO3→ CO2+ H2O + NH3
79 g → 22,4 L
x g → 3,4 L
79 g de NH4HCO3 x g de NH4HCO3 =
22,4 L de CO2 3,4 L de CO2 x= 12 g de NH4HCO3 puro
12 g de NH4HCO3 puro⋅100 g del x %
x g puro
( )
% =13,5 g;x = 88,9%
12 Calcula la cantidad mínima de mineral de cinc del 20 %
de pureza que se necesita para que reaccione totalmen-te con 0,5 L de disolución 1 M de HCl. Los productos de la reacción son cloruro de cinc y dihidrógeno.
La ecuación que describe el proceso es: Zn + 2 HCl → ZnCl2+ H2
Hallamos la masa de HCl contenida en la disolución: N = MV = 1 mol/L ⋅ 0,5 L = 0,5 mol que equivale a:
0,5 mol ⋅ 36,5 g/mol = 18,3 g de HCl Establecemos la siguiente proporción:
65,4 g de Zn
73 g de HCl =
x g de Zn 18,3 g de HCl x = 16,4 g de Zn deben reaccionar Por tanto:
16,4 g de Zn⋅100
20 g de mineral =82 g de mineral
13 Al reaccionar 500 g de nitrato de plomo(II) con 920 g
de yoduro de potasio se obtienen 600 g de yoduro de plomo(II), así como nitrato de potasio. Determina el rendimiento de la reacción y establece cuál de los reac-tivos está en exceso.
La ecuación que describe el proceso es: Pb(NO3)2 + 2 KI → PbI2+ 2 KNO3
Para el cálculo del rendimiento, previamente se necesita co-nocer cuál es el reactivo que está en exceso o bien el reactivo limitante; para ello, hacemos uso de la siguiente relación:
331,2 g de Pb(NO3)2 2⋅166 g de KI =
500 g de Pb(NO3)2 x g de KI x= 501,2 g de KI
Como partimos de 920 g de KI, tendremos un exceso de 920 − 501,2 = 418,8 g, que son los gramos de KI que que-dan sin reaccionar. Conocido el reactivo limitante, Pb(NO3)2, se calcula la cantidad de PbI2 que se obtendría teóricamente:
500 g de Pb(NO3)2 x g de PbI2 =
331,2 g de Pb(NO3)2 461,2 g de PbI2 x= 696 g de PbI2 teóricos Por tanto, el rendimiento será:
rendimiento
( )
% == masa de producto obtenido realmente
masa de producto obtenido teóricamente⋅100=
= 600
5
Estequiometría de las reacciones químicas14 A 100 cm3 de una disolución de NaCl 0,5 M, añadimos
exceso de nitrato de plata. a) Escribe la ecuación quími-ca ajustada que describe el proceso. b) Averigua la masa de cloruro de plata que obtendremos si el rendimiento es del 55 %.
a) NaCl (ac) + AgNO3→ AgCl + NaNO3
b) Hallamos la masa de NaCl contenida en la disolución:
n= MV = 0,5 mol/L ∙ 0,1 L = 0,05 mol que equivale a:
0,05 mol ⋅ 58,5 g/mol = 2,9 g de NaCl Establecemos la siguiente proporción:
58,5 g de NaCl 143,5 g de AgCl =
2,9 g de NaCl
x g de AgCl
x= 7,1 g de AgCl se deberían obtener si el rendimiento fuera del 100 %, pero como es del 55 %, se obtendrá:
7,1 g⋅55
100 =3,9 g de AgCl
15 Al reaccionar 50 g de hidruro de calcio con suficiente
agua, se forma dihidrógeno e hidróxido de calcio. Si el rendimiento de la reacción es del 60 %, calcula: a)
La cantidad de hidróxido de calcio que se forma. b) El volumen de H2 obtenido a 780 mmHg y 35 °C.
a) La ecuación química que representa el proceso es: CaH2+ 2 H2O → Ca(OH)2+ 2 H2
(1 mol) → (1 mol)
42 g → 74 g
50 g →x g
Establecemos la siguiente proporción:
42 g de CaH2 50 g de CaH2 =
74 g de Ca OH
( )
2
x g de Ca OH
( )
2
x= 88,1 g de Ca(OH)2 Como el rendimiento del proceso es del 60 %:
88,1 g⋅60
100 =52,9 g de Ca OH
( )
2b) CaH2+ 2 H2O → Ca(OH)2+ 2 H2
(1 mol) → (2 mol)
42 g → 2 mol
50 g → x mol
Establecemos la siguiente proporción:
42 g de CaH2 50 g de CaH2 =
2 mol de H2
x mol de H2
x= 2,4 mol de H2
Puesto que el rendimiento del proceso es del 60 %:
2,4 mol⋅60
100 =1,44 mol de H2
Aplicamos la ecuación de los gases ideales:
V = nRT
p =
1,44 mol⋅0,082 atm L mol K⋅308 K 780
760
=
=35,4 L H2
16 Ajusta e indica el tipo de transformación que, en cada
caso, ha tenido lugar:
a) HCl + O2→ H2O + Cl2
b) Ba + O2→ BaO
c) HgO → Hg + O2
d) Cu(NO3)2→ CuO + NO2+ O2
a) De sustitución simple:
4 HCl + O2→ 2 H2O + 2 Cl2
b) De combinación:
2 Ba + O2→ 2 BaO
c) De descomposición:
2 HgO → 2 Hg + O2
d) De descomposición:
Cu(NO3)2→ CuO + 2 NO2+½ O2
17 Completa estas reacciones, ajústalas y especifica a qué
tipo pertenecen:
a) … + Cr2O3→ Al2O3+ …
b) H2O + SO3→ …
c) H2+ … → NH3
a) 2 Al + Cr2O3→ Al2O3+ 2 Cr Es una reacción de sustitución.
b) H2O + SO3→ H2SO4
Es una reacción de combinación.
c) 3 H2+ N2→ 2 NH3
Es una reacción de combinación.
18. Escribe y ajusta la ecuación química que representa la combustión del hexano (C6H14). ¿Por qué dicha combus-tión desprende más CO2 que, por ejemplo, la del bu-tano (C4H10)? ¿Cuál es el hidrocarburo que menos CO2 expulsa?
C6H14+ 19/2 O2→ 6 CO2+ 7 H2O;
por cada mol de C6H14 (86 g) se desprende 6 mol de CO2 (264 g). C4H10+ 13/2 O2→ 4 CO2+ 5 H2O;
por cada mol de C4H10 (58 g) se desprende 4 mol de CO2 (176 g). CH4+ 2 O2→ CO2+ 2 H2O;
5
Estequiometría de las reacciones químicasCuestiones
1 Escribe la ecuación química que representa la reacción que se ha producido al mezclar las dos disoluciones. ¿Qué le ocurre al nitrato de potasio formado en el pro-ceso?
Pb(NO3)2+ 2 KI → 2 KNO3+ PbI2
El nitrato de potasio formado queda disuelto (en forma ióni-ca) en la disolución.
2 ¿Cómo influye la temperatura en la solubilidad del PbI2? Al aumentar la temperatura aumenta la solubilidad de PbI2, lo demuestra el hecho de que el precipitado se disuelve al calentar.
3 Las variedades alotrópicas, ¿presentan las mismas pro-piedades físicas y químicas?
Las variedades alotrópicas presentan diferentes propiedades debido a que poseen diferente estructura (diferente disposi-ción espacial de sus átomos).
4 Elabora un informe de la práctica.
RESPUESTA LIBRE.
SOLUCIÓN DE LAS ACTIVIDADES
TÉCNICAS DE TRABAJO Y EXPERIMENTACIÓN
(página 115)
Reacción y ecuación química
1 ¿Cuál es la diferencia entre mezcla y reacción química? Las mezclas son combinaciones de dos o más sustancias pu-ras que no están químicamente unidas, por lo que cada una mantiene su propia composición y propiedades. Una reac-ción química es un proceso en el que una o más sustancias (reactivos) se transforman en otra u otras sustancias de dis-tinta naturaleza (productos).
2 ¿Por qué hay que ajustar las ecuaciones químicas? Ajus-ta las siguientes:
a) Ca(OH)2+ HNO3→ Ca(NO3)2+ H2O
b) HBF4+ H2O → H3BO3+ HF
c) C4H10+ O2→ CO2+ H2O
d) Cu(NO3)2→ CuO + NO2+ O2
e) CO2+ H2O + CaSiO3→ SiO2+ Ca(HCO3)2
f) BCl3+ P4+ H2→ BP + HCl
g) HClO4+ P4O10→ H3PO4+ Cl2O7
h) KI + Pb(NO3)2→ KNO3+ PbI2
SOLUCIONES DE ACTIVIDADES Y TAREAS
(páginas 118/119)
Análisis
1 Explica por qué resultaba tan difícil producir cantidades significativas de amoniaco a partir de dinitrógeno y di-hidrógeno. ¿Cómo resolvieron esas dificultades Haber y Bosch?
Porque se necesitaban altas temperaturas (500 ºC), altas pre-siones (200 atm) y el empleo de catalizadores desconocidos hasta entonces.
2 ¿Qué supuso para la humanidad la síntesis del amonia-co por el procedimiento de Haber?
La fabricación barata de fertilizantes y, con ello, la produc-ción masiva de alimentos.
3 ¿Qué es la guerra química?
Es aquella contienda donde se usa las propiedades químicas tóxicas de sustancias químicas para matar, herir o incapacitar al enemigo.
Propuesta de investigación
4 Prepara una presentación sobre los aspectos positivos y negativos del desarrollo y utilización de la química. Para ello, puedes tomar como referencia la síntesis del amoniaco por el método de Haber, la tragedia de Bho-pal o cualquier otro episodio que conozcas.
RESPUESTA LIBRE.
Documento:
BIOGRAFÍA DE SVANTE AUGUST ARRHENIUS
SOLUCIÓN DE LAS ACTIVIDADES
5
Estequiometría de las reacciones químicasAjustar una ecuación química es encontrar unos coeficien-tes que, colocados delante de las fórmulas, consigan que se verifique la ley de conservación de la masa o de Lavoisier. Es necesario hacerlo para poder calcular estequiométricamente las cantidades de sustancias.
a) Ca(OH)2+ 2 HNO3→ Ca(NO3)2+ 2 H2O
b) HBF4+ 3 H2O → H3BO3 + 4 HF
c) C4H10+ 13/2 O2→ 4 CO2+ 5 H2O
d) Cu(NO3)2→ CuO + 2 NO2+ 1/2 O2
e) 2 CO2+ H2O + CaSiO3→ SiO2+ Ca(HCO3)2
f) 4 BCl3+ P4+ 6 H2→ 4 BP + 12 HCl
g) 12 HClO4+ P4O10→ 4 H3PO4+ 6 Cl2O7
h) 2 KI + Pb(NO3)2→ 2 KNO3+ PbI2
3 Escribe las ecuaciones ajustadas que representan las si-guientes reacciones químicas:
a) Al calentar carbonato de amonio se liberan amonia-co, dióxido de carbono y agua.
b) Al calentar óxido de mercurio(II) sólido, este se des-compone y produce mercurio líquido y oxígeno gas.
c) El cloruro de hierro(III) reacciona con el cloruro de estaño(II) para producir cloruro de hierro(II) y cloru-ro de estaño(IV).
a) (NH4)2CO3→ 2 NH3+ CO2+ H2O
b) 2 HgO (s) → 2 Hg (l) + O2 (g)
c) 2 FeCl3+ SnCl2→ 2 FeCl2+ SnCl4
4 Completa y ajusta las reacciones entre:
a) El ácido clorhídrico y el hidróxido de calcio.
b) El ácido fluorhídrico y el hidróxido de aluminio.
a) Ca(OH)2+ 2 HCl → CaCl2+ 2 H2O
b) Al(OH)3+ 3 HF → AlF3+ 3 H2O
Estequiometría
5 ¿Qué se entiende por estequiometría?
Estequiometría son todos aquellos cálculos aritméticos que se han de realizar en el estudio de una reacción química.
6 «Lee» en gramos la siguiente reacción: 2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3+ 3 H2
54 g de aluminio reaccionan con 219 g de cloruro de hidró-geno para dar 267 g de cloruro de aluminio y 6 g de dihidró-geno.
7 «Lee» en moles la reacción del ejercicio anterior. 2 mol de aluminio reaccionan con 6 mol de cloruro de hi-drógeno para dar 2 mol de cloruro de aluminio y 3 mol de dihidrógeno.
8 El óxido de hierro(II) (s) reacciona con el monóxido de carbono (g) para originar hierro (l) y dióxido de carbo-no (g). Ajusta la ecuación y contesta las siguientes pre-guntas:
a) ¿Qué cantidad de CO2 se forma por cada 5 mol de hierro que se originan?
b) ¿Qué cantidad de CO se necesita para producir 15 mol de hierro?
FeO (s) + CO (g) → Fe (l) + CO2 (g)
a) Por cada mol de Fe se forma 1 mol de CO2 ; entonces, por cada 5 mol de Fe se formarán 5 mol de CO2.
b) Se necesita 1 mol de CO para formar 1 mol de Fe; enton-ces, 15 mol de Fe necesitarán 15 mol de CO.
9 El hierro y el azufre reaccionan mediante calentamien-to para formar sulfuro de hierro(III).
a) Escribe y ajusta la ecuación que representa el pro-ceso.
b) Calcula los átomos de hierro que reaccionan con un mol de átomos de azufre.
c) ¿A cuántos gramos de hierro equivalen esos átomos?
a) 2 Fe + 3 S → Fe2S3
b) Establecemos la siguiente proporción:
Si 3 mol de átomos de S reaccionan con 2 ⋅ 6,022 ⋅ 1023
átomos de Fe, con 1 mol de átomos de S reaccionarán
x átomos de Fe:
x = 2/3 ⋅ 6,022 ⋅ 1023 átomos de Fe = 4,01 ⋅ 1023 átomos
de Fe
c) Si 1 mol de Fe equivale a 6,022 ⋅ 1023 átomos de Fe, 4,01 ⋅ 1023
átomos de Fe equivaldrán a 0,666 mol de Fe; entonces:
1 mol de Fe 56 g de Fe =
0,666 mol de Fe
x g de Fe ; x =37,3 g de Fe
10 Calcula la masa de NH3 que puede obtenerse con 10 L de H2 (medidas en CN) y con exceso de N2, si el rendi-miento de la reacción es del 70 %.
N2+ 3 H2→ 2 NH3 Aplicamos la siguiente relación:
3⋅22,4 L de H2 2⋅17 g de NH3 =
10 L de H2
x g de NH3 x = 5,06 g de NH3
Pero como el rendimiento de la reacción es del 70 %, enton-ces 5,06 g ⋅ 70/100 = 3,5 g de NH3.
11 Sea la reacción química representada por la siguiente ecuación sin ajustar: H2SO4+ HBr → SO2+ Br2+ H2O; si reaccionan 2 mol de HBr, calcula:
a) La masa mínima de H2SO4 necesaria para ello.
b) La masa de Br2 obtenida.
c) El volumen de SO2, medido a 20 ºC y 1 atm, que se desprende.
a) H2SO4+ 2 HBr → SO2+ Br2+ 2H2O.
La estequiometría entre H2SO4 y HBr es 1:2; es decir, re-acciona 1 mol de H2SO4 con 2 mol de HBr. Por tanto la solución es: 1 mol de H2SO4, o lo que es lo mismo, 98 g de H2SO4.
b) Por cada 2 mol de HBr se produce 1 mol de Br2; por tanto esta es la solución, o lo que es lo mismo: 160 g.
c) Por cada 2 mol de HBr se produce 1 mol de SO2; aplican-do la ecuación de los gases ideales:
PV =nRT
1 atm⋅V =1 mol⋅0,082 atm⋅L / mol K⋅293 K
5
Estequiometría de las reacciones químicas12 El sulfuro de dihidrógeno se puede obtener tratando ácido clorhídrico con sulfuro de hierro(II):
a) Escribe y ajusta la ecuación química correspondiente.
b) Calcula el volumen de sulfuro de dihidrógeno que se obtendrá en condiciones normales si se hacen reac-cionar 176 g de sulfuro de hierro(II).
a) FeS (s) + 2 HCl (ac) → FeCl2 (ac) + H2S (g)
b) Planteamos la siguiente relación:
88 g de FeS / 176 g de FeS = 1 mol de H2S / x mol de H2S;
x= 2 mol, que equivalen a 44,8 L en condiciones normales.
13 La fermentación de glucosa, C6H12O6 (aq), produce eta-nol, C2H5OH (aq), y dióxido de carbono (g). ¿Cuántos gramos de etanol se pueden producir a partir de 100 g de glucosa?
C6H12O6 (aq) → 2 C2H5OH (aq) + 2 CO2 (g) planteamos la siguiente relación:
180 g de C6H12O6 100 g de C6H12O6 =
92 g de C2H5OH x g de C2H5OH x= 51,1 g
14 La azida de sodio (NaN3) es un sólido blanco que, al descomponerse, produce sodio y gas dinitrógeno. Su uso en los airbags de los automóviles se debe a que su descomposición es muy rápida y el dinitrógeno liberado infla la bolsa elástica que nos protegerá del choque. El calor necesario para la descomposición de la azida se consigue gracias a unos sensores que, cuando detec-tan el choque, encienden una mezcla formada por B y KNO3.
Sabiendo que la azida se descompone en su totalidad en 40 ms, calcula el volumen de N2, medido a 20 ºC y 1 atm, que es capaz de liberar 30 g de azida.
La ecuación que describe el proceso es: NaN3 (s) → Na (s) + 3/2 N2 (g); establecemos la relación:
65 g de NaN3 30 g de NaN3 =
1,5 mol de N2
x mol de N2
x= 0,69 mol de N2 Aplicamos PV=nRT;
1 atm ⋅V = 0,69 mol ⋅ 0,082 atm ⋅ L/mol K ⋅ 293 K;
V= 16,6 L de N2.
15 En la reacción anterior, el Na producido reacciona con el KNO3 según la reacción sin ajustar: Na + KNO3→ K2O
+ Na2O + N2. Calcula la masa de KNO3 necesaria para reaccionar completamente con 2 g de Na.
La ecuación del proceso:
10 Na + 2 KNO3→ K2O + 5 Na2O + N2 Establecemos la relación:
230 g de Na 2 g de Na =
202 g de KNO3 x g de KNO3
x= 1,76 g de KNO3
Reactivo limitante
16 ¿Cuántas moléculas de agua se formarán si se hacen reaccionar 1 000 moléculas de H2 con otras 1 000 de O2? ¿Y si se hacen reaccionar 15 mol de H2 con 5 mol de O2? ¿Y si reaccionan 10 g de H2 con 10 g de O2?
2 H2+ O2→ 2 H2O
Como la estequiometria entre el H2 y el O2 es 2:1, se tiene que:
a) 1 000 moléculas de H2 reaccionan con 500 moléculas de O2 (quedando sin reaccionar las otras 500 moléculas de O2) originando 1000 moléculas de H2O.
b) 10 mol de H2 reaccionarán con 5 mol de O2 originando 10 mol de H2O (quedando sin reaccionar 5 mol de H2).
c) 1,25 g de H2 reaccionan con 10 g de O2 originando 11,25 g de H2O (quedando sin reaccionar 8,75 g de H2).
17 Se hacen reaccionar 20 g de H2 con 100 g de N2. Calcula la masa de NH3 que se obtendrá.
La ecuación que represente el proceso es: 3 H2+ N2→ 2 NH3
la relación entre el H2 y el N2 es: 6 g de H2 con 28 g de N2, o lo que es lo mismo: 20 g de H2 con 93,3 g de N2, originando 113,3 g de NH3 (quedando sin reaccionar 6,7 g de N2).
18 Se mezclan dos disoluciones, una de AgNO3 y otra de NaCl, cada una de las cuales contiene 20 g de cada sus-tancia. Halla la masa de AgCl que se forma.
AgNO3+ NaCl → NaNO3+ AgCl
Hay que encontrar el reactivo limitante. Para ello, establece-mos la siguiente relación estequiométrica:
170 g de AgNO3 reaccionan con el NaCl suficiente para dar 143,5 g de AgCl.
20 g de AgNO3 reaccionarán con una cantidad inferior a 20 g de NaCl para dar x g de AgCl:
x= 16,9 g de AgCl El reactivo limitante es, pues, el AgNO3.
19 La reacción de combustión de la hidracina, NH2-NH2 (l), utilizada como combustible en los cohetes espaciales, proporciona N2 (g) y H2O (g). Calcula el volumen de N2, medido en CN, que se formarán a partir de 1 kg de hi-dracina y 1,5 kg de oxígeno.
N2H4 (l) + O2 (g) → N2 (g) + 2 H2O (g)
La relación entre N2H4 y O2 es: 32 g de N2H4 reaccionan con 32 g de O2, o lo que es lo mismo: 1 000 g de N2H4 reaccionan con 1 000 g de O2, siendo la hidracina el reactivo limitante. Planteamos la siguiente relación:
32 g de N2H4 1000 g de N2H4 =
1 mol de N2 x mol de N2
x= 31,25 mol; es decir: 22,4 L/mol ∙ 31,25 mol = 700 L
Reactivos impuros
20 La ecuación sin ajustar que resume el proceso de obten-ción de H2SO4 es: S + O2+ H2O → H2SO4
5
Estequiometría de las reacciones químicas2 S + 3 O2+ 2 H2O → 2 H2SO4
La cantidad de azufre puro es: 1000 g ⋅ 0,98 = 980 g; con esta cantidad establecemos la siguiente relación:
64 g de S
980 g de S =
196 g de H2SO4
x g de H2SO4
x= 3 001,25 g
21 Calcula la masa de cal viva (CaO) que se obtiene al calentar 100 kg de piedra caliza que contiene un 80 % de CaCO3. La ecuación que describe el proceso es:
CaCO3 (s) → CaO + CO2 Masa molarCaCO
3= 100 g; masa molarCaO= 56 g. Establecemos la siguiente relación:
100 kg de CaCO3
80 kg de CaCO3 =
56 kg de CaO
x kg de CaO
x= 44,8 kg
22 Determina la pureza de un mineral de carbonato de calcio si con 500 g del mismo, al descomponerse térmi-camente en óxido de calcio y CO2, podemos obtener 20 L de CO2 en condiciones normales.
La ecuación que describe el proceso es: CaCO3 (s) → CaO + CO2 Masa molarCaCO3= 100 g.
Establecemos la siguiente relación:
100 g de CaCO3
x g de CaCO3 =
22,4 L de CO2 20 L de CO2 x= 89,3 g
Por tanto: 89,3 g⋅100
500 g = 17,86 %
23 Un mineral contiene un 80 % de sulfuro de cinc. Calcula la masa de O2 necesaria para que reaccionen 445 g de mineral (se forman óxido de cinc y SO2).
2 ZnS + 3 O2→ 2 ZnO + 2 SO2 Calculamos la masa de ZnS que contiene el mineral:
445 g⋅ 80
100 =356 g de ZnS Establecemos la siguiente relación:
2⋅97,4 g de ZnS 3⋅32 g de O2
= 356 g de ZnS x g de O2
x =175,4 g de O2
24 El clorato de potasio se descompone en cloruro de po-tasio y oxígeno. ¿Qué volumen de oxígeno a 300 K y 770 mmHg se obtendrá por descomposición de 500 g de un clorato de potasio del 90 % de pureza?
KClO3→ KCl + 3/2 O2 500 g ⋅ 0,9 = 450 g de KClO3 puro. Establecemos la relación:
122, 5 g de KClO3 450 g de KClO3 =
1,5 mol de O2 x mol de O2 x = 5,51 mol de O2
Aplicamos la ecuación de los gases ideales:
PV=nRT 770
760atm⋅V =5,51 mol⋅0,082 atm L/mol K⋅300 K VO
2 =133,8 L
Reactivos en disolución
25 ¿Qué volumen de disolución de H2SO4 0,1 M se necesita para neutralizar 10 mL de disolución 1 M de NaOH?
2 NaOH + H2SO4→ Na2SO4+ 2 H2O
n (NaOH) =VM= 0,01 L ⋅ 1 mol/L = 0,01 mol de NaOH Establecemos la siguiente relación:
2 mol de NaOH 1 mol de H2SO4 =
0,01 mol de NaOH x mol de H2SO4
x = 0,005 mol de H2SO4
Como V = n
M‘ =
0,005 mol
0,1 mol / L =0,05 L=50 mL
26 Se tratan 200 g de carbonato de calcio con una disolu-ción 4 M de ácido clorhídrico. Determina:
a) El volumen de disolución necesario para que reaccio-ne todo el carbonato.
b) El volumen de CO2 obtenido a 15 °C y 750 mmHg.
a) CaCO3+ 2 HCl → CaCl2+ CO2+ H2O
100 g de CaCO3
73 g de HCl =
200 g de CaCO3
x g de HCl x = 146 g de HCl Entonces:
n= 146 g
36,5 g / mol=4 mol de HCl
Como M = n
V, entonces, el volumen es:
V = n M =
4 mol
4 mol / L =1 L de disolución
b) 100 g de CaCO3
1 mol de CO2 =
200 g de CaCO3
x mol de CO2
x= 2 mol de CO2
Como entonces, el volumen será: V =nRT/p; sustitui-mos datos:
V = 2 mol⋅0,082 atm L / mol K⋅288 K
750 760 atm
=47,86 L
27 Calcula la masa de sulfato de cinc obtenida al reaccio-nar 100 g de Zn con 150 mL de H2SO4 1 M. ¿Sobrará algo de alguno de los reactivos? ¿De cuál?
Zn (s) + H2SO4 (aq) → ZnSO4 (aq) + H2 (g)
Lo primero que hacemos es averiguar el número de moles de cada especie:
nZn= 100 g /65,4 g/mol = 1,53 mol; nH
5
Estequiometría de las reacciones químicasComo la estequiometría en ambos compuestos es 1:1 quie-re decir que 0,15 mol de Zn quie-reaccionarán completamente con 0,15 mol de H2SO4 produciendo 0,15 mol de ZnSO4, que equivale a una masa de: 0,15 mol ∙ 161,4 g/mol = 24,21 g de ZnSO4
El reactivo que está en exceso es el Zn, sobrará: 1,53 mol − 0,15 mol = 1,38 mol.
28 Calcula la molaridad de una disolución de KOH sabien-do que son necesarios 0,5 L de la misma para neutrali-zar 500 mL de una disolución de H2SO4 0,5 M.
La ecuación que representa esa reacción es la siguiente: 2 KOH + H2SO4→ K2SO4+2 H2O;
Se observa que la estequiometría entre la base y el ácido es 2:1; por tanto:
2 M1V1= M2V2; Sustituyendo:
2 M1∙ 0,5 L = 0,5 mol/L ⋅ 0,5 L; M1= 0,25 mol/L
29 Una muestra de 5 g de un mineral de Zn necesita 10 mL de HCl comercial del 37 % de riqueza, en peso y densi-dad 1,19 g/mL, para reaccionar totalmente. Halla:
a) La masa de cinc que contenía la muestra.
b) La pureza del mineral de cinc.
c) La presión que ejercerá el dihidrógeno recogido en un recipiente de 2 L y a una temperatura de 20 ºC.
Zn (s) + 2 HCl(aq) → ZnCl2 (aq) + H2 (g)
a) Hallamos la masa de HCl puro existente en los 10 ml: mdisolución=ρV = 1,19 g/mL ⋅ 10 mL = 11,9 g de HCl del 37 %; por tanto:
11,9 g ⋅ 0,37 = 4,4 g de HCl puro, que equivalen a:
4,4 g / 36,5 g/mol = 0,12 mol de HCl
Establecemos la relación: 65,4 g de Zn/x g de Zn = 2 mol de HCl / 0,12 mol de HCl; x = 3,92 g de Zn.
b) La pureza del mineral será: 3,92 g ⋅ 100/5 g = 78,4 %
c) Establecemos la relación:
2 mol de HCl/0,12 mol de HCl = 1 mol de H2/x mol de H2;
x= 0,06 mol de H2, Aplicamos la ecuación de los gases ideales:
pV =nRT;
p⋅ 2 L = 0,06 mol ⋅ 0,082 atm L/mol K ⋅ 293 K; p= 0,72 atm
30 Se tratan 10 g de aluminio en polvo con 100 mL de di-solución 9 M de H2SO4. Calcula:
a) El reactivo que está en exceso.
b) La cantidad de sulfato de aluminio que se producirá.
c) El volumen de H2 gaseoso que se obtendrá en la re-acción, medido a 1,1 atm y 25 °C.
a) La ecuación del proceso principal es:
2 Al (s) + 3 H2SO4 (aq) → Al2(SO4)3 (aq) + 3 H2 (g) Lo primero que hacemos es averiguar el número de moles
de cada especie:
nAl= 10 g /27 g/mol = 0, 37 mol;
nH2SO4=MV= 9 ⋅ 0,1 = 0,9 mol.
Como la estequiometría en ambos compuestos es 2:3 quiere decir que 0,37 mol de Al reaccionarán completa-mente con 0,37 ⋅ 3/2 = 0,556 mol de H2SO4 (está en ex-ceso el H2SO4) produciendo 0,37 mol/2 = 0,185 mol de Al2(SO4)3 y 0,56 mol de H2.
b) Los 0,185 mol de Al2(SO4)3 equivalen a una masa de: 0,185 mol ⋅ 342 g/mol = 63,3 g de Al2(SO4)3.
c) Aplicamos: PV=nRT;
1,1 atm ⋅V= 0,556 mol ⋅ 0,082atmL/mol K ⋅ 298 K;
V = 12,4 L
Nota: El proceso descrito anteriormente es el principal, pero también se da el siguiente:
6 H2SO4+ 2 Al → 3 SO2(g) + Al2(SO4)3+ 6 H2O
31 Se añaden 100 mL de una disolución de HCl 0,25 M a magnesio en exceso. Calcula:
a) La masa de magnesio que podrá ser atacada.
b) El volumen de H2 desprendido, medido a 25 ºC y 760 mmHg de presión.
La ecuación que describe el proceso es:
Mg (s) + 2 HCl (aq) → MgCl2 (aq) + H2 (g) Hallamos el número de moles iniciales de HCl:
n=MV= 0,25 mol/L ⋅ 0,1 L = 0,025 mol
a) Establecemos la relación:
24,3 g de Mg
x g de Mg =
2 mol de HCl 0,025 mol de HCl
x= 0,30 g
b) Establecemos la relación:
2 mol de HCl 0,025 mol de HCl =
1 mol de H2 x mol de H2 x= 0,0125 mol
Aplicamos la ecuación de los gases ideales: PV=nRT; 1 atm ⋅V = 0,0125 mol ⋅ 0,082 atmL/molK ⋅ 298 K;
V= 0,31 L
Rendimiento de una reacción
32 Calcula la masa de NH3 que puede obtenerse con 10 L de H2, medidos en CN y con exceso de N2, si el rendi-miento de la reacción es del 70 %.
N2+ 3 H2→ 2 NH3 Aplicamos la siguiente relación:
3⋅22,4 L de H2 2⋅17 g de NH3 =
10 L de H2 x g de NH3 x= 5,06 g de NH3
Pero como el rendimiento de la reacción es del 70 %, enton-ces 5,06 g ⋅ 70/100 = 3,5 g de NH3.
5
Estequiometría de las reacciones químicasLa ecuación del proceso es:
Al2O3 (s) + 6 HCl (aq) → 2 AlCl3 (aq) + 3 H2O (l) La relación:
102 g de Al2O3 10 g de Al2O3
= 267 g de AlCl3 x g de AlCl3 x= 26,18 g de AlCl3
Como tan solo se obtienen 24,12 g, el rendimiento de la reacción es:
24,12 g ⋅ 100/26,18 g = 92,1 %
34 En la oxidación de 80 g de hierro con el suficiente O2 se obtienen 95 g de óxido de hierro(III). Calcula:
a) El rendimiento de la reacción.
b) La cantidad de hierro que no se ha oxidado.
a) La ecuación que describe el proceso es: 4 Fe + 3 O2→ 2 Fe2O3
(4 mol) (2 mol)
223,2 g → 319,2 g
80 g →x g
223,2 g de Fe 80 g de Fe =
319,2 g de Fe2O3
x g de Fe2O3
x= 114,4 g de Fe2O3
Como tan solo se obtienen 95 g de Fe2O3,el rendimiento será:
114,4 g de Fe2O3
100 % =
95 g de Fe2O3 x% x = 83 %
b) 4 Fe + 3 O2→ 2 Fe2O3
(4 mol) (2 mol)
223,2 g → 319,2 g
x g → 95 g
223,2 g de Fe x g de Fe =
319,2 g de Fe2O3 95 g de Fe2O3 x= 66,4 g de Fe
35 El clorobenceno, C6H5Cl, se obtiene a partir de la si-guiente reacción: C6H6+ Cl2→ C6H5Cl + HCl. Averigua la cantidad de benceno (C6H6) necesaria para obtener 1 kg de C6H5Cl, si el rendimiento es del 70 %.
C6H6+ Cl2→ C6H5Cl + HCl Establecemos la siguiente relación:
78 g de C6H6 112,5 g de C6H5Cl
= x g de C6H6 1000⋅100
70 ⎛
⎝ ⎜⎜ ⎜⎜
⎞ ⎠ ⎟⎟⎟
⎟ g de C6H5Cl
x= 990,5 g de C6H6
Tipos de reacciones químicas
36 ¿Qué tipos de reacciones químicas conoces?❚
❚ Reacciones de formación o de síntesis.
❚
❚ Reacciones de descomposición.
❚
❚ Reacciones de sustitución.
❚
❚ Reacciones de neutralización.
❚
❚ Reacciones de oxidación-reducción.
37 ¿Qué es un ácido? ¿Qué es una base? ¿Qué significa reducción? ¿Y oxidación?
Ácido es toda sustancia que disuelta en agua se disocia libe-rando iones H+. Base es toda sustancia que disuelta en agua
se disocia liberando iones OH−. Todo proceso en el que se
ga-nan electrones se llama reducción. Y si se pierden electrones se llama oxidación.
38 Escribe la ecuación química (ajustada) correspondiente a la neutralización del ácido sulfúrico y el hidróxido de aluminio.
